Elettronegatività Elettronegatività

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1 Elettronegatività Nel legame covalente tra atomi uguali, la nuvola elettronica è simmetrica rispetto ai due nuclei (es. H 2, Cl 2, F 2 ) legame covalente apolare. Nel legame covalente tra atomi con Z eff diversa, la nuvola elettronica è asimmetrica, spostata verso l atomo con > Z eff, come F nell esempio: Elettronegatività: si dice che l atomo su cui si sposta la nuvola elettronica è il più elettronegativo. (F è più elettronegativo di H). E diversa da Z eff, che fa riferimento all atomo isolato: si misura rispetto ad un altro atomo (in realtà è una differenza di elettronegatività.) il valore è lo stesso per l atomo libero o combinato Nella tavola periodica aumenta verso destra e verso l alto (col crescere del carattere non metallico).

2 El.=f(E ion, E AE ) Un legame fra due atomi è tanto più polarizzato, quanto maggiore è la differenza di elettronegatività Da questa differenza si può ricavare la % di ionicità del legame, cioè il contributo della forma ionica nell espressione della risonanza: H--IClI f H + IClI - POLARITÀ DELLE MOLECOLE Molecole come HCl, HF sono dipoli elettrici, contraddistinti dal vettore momento di dipolo elettrico μ. Una molecola è polare se μ 0. μ=q.d q=carica, d=distanza fra i baricentri delle cariche, verso dal baricentro al baricentro 0.

3 Il calcolo della polarità è immediato per le molecole biatomiche. Da 3 atomi in poi bisogna calcolare la somma vettoriale dei momenti elettrici dei singoli legami è necessaria la disposizione spaziale degli atomi, cioè la struttura della molecola.

4 MOLECOLE APOLARI Atomi uguali: H 2, O 2, F 2, Cl 2 Atomi diversi, ma disposti in modo da avere μ=0 BCl 3, BF 3, SO 3 (planari) CH 4, CCl 4, SiCl 4 (tetraedriche) CO 2, CS 2 (lineari) MOLECOLE POLARI μ 0 Molecole formate da due atomi diversi HF, HCl, HBr, HI, CO, NO Molecole con geometria piramidale NH 3, PH 3, AsH 3,PCl 3 Molecole con geometria angolare H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, SO 2 Casi particolari CHCl 3, CH 3 Cl, HCN, IO=C=SI

5 Polarità e forze intermolecolari La polarità influenza le proprietà fisiche delle molecole. Una molecola polare presenta T f e T eb maggiori rispetto ad una apolare. Poiché le molecole restano inalterate nel passaggio di stato, tanto più sono polari, maggiori sono le forze da vincere per separarle. Forze intermolecolari 1-Dipolo permanente- dipolo permanente (Le molecole dipolari si orientano in modo da esercitare delle forze elettrostatiche). 2-Dipolo permanente- dipolo indotto Il dipolo permanente polarizza una molecola apolare (es. O 2 in H 2 O)

6 3-Dipolo indotto- dipolo indotto 4-Forze di London Interazione fra cariche positive e negative di atomi vicini equilibrio fra attrazione e repulsione Deboli interazioni fra molecole apolari: la nuvola elettronica è simmetrica, ma mediando nel tempo un momento elettrico istantaneo può creare un dipolo indotto ( Es He 2 ).

7 5-Forze di Van Der Waals (3+4) Sono la somma delle Forze di London e dipolo indotto- dipolo indotto. Proporzionali al numero di elettroni della molecola alla massa molecolare M Spiegano l aumento di T f, T eb per un elemento od una serie omologa di composti, scendendo lungo un gruppo.

8 Legame ad idrogeno 1. Importante caso particolare delle interazioni dipolo permanente dipolo permanente. 2. Si verifica per atomi di H legati ad un atomo piccolo, e molto elettronegativo (F, O, N). 3. Minori dimensioni maggiore avvicinamento legame più forte: inoltre H ha un solo elettrone nell orbita esterna no repulsione con elettroni del partner. 4. Il ponte ad idrogeno ha energia di legame 5-10 Kcal/mol ( 1/10 di un legame covalente). 5. Può aver luogo fra molecole diverse ( intermolecolare) o all interno della stessa ( intramolecolare).

9 Influenza sulle proprietà fisiche Per gli idruri del V, VI, VII gruppo, T f e T eb crescono linearmente con M, in accordo con VdW. Tuttavia, il 1 elemento del gruppo (N, O, F rispettivamente), presenta valori sono molto più alti perché, a causa del legame ad idrogeno, occorre vincere forze molto maggiori per separare le molecole. Il legame ad idrogeno spiega perché il ghiaccio galleggia sull acqua: i legami ad idrogeno fra le molecole creano una struttura aperta, meno densa di quella allo stato liquido.

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